Appunti esame parziale 1 Chimica inorganica

Chimica inorganica - parte uno

La chimica è la scienza che studia la materia e tutte le sue trasformazioni. La materia è tutto ciò che ha una massa e occupa un volume. La materia è costituita da:

• Sostanza pura: sistema omogeneo a composizione costante che presenta le stesse caratteristiche e proprietà in ogni suo punto.
• Elemento: sostanza pura non divisibile in altre sostanze distinte più semplici.
• Composto: insieme di due o più elementi uniti chimicamente in proporzioni definite.
• Miscela: insieme di sostanze pure che mantengono le loro proprietà.
• Miscela omogenea: miscela a composizione costante in ogni punto.
• Miscela eterogenea: miscela in cui la composizione cambia in alcuni punti.
• Fase: parte di sistema che conserva proprietà chimiche e fisiche e le sue caratteristiche.

Metodo scientifico

Per validare una teoria, in una scienza, si usa il metodo scientifico: osservazione realtà, formulazione di un'ipotesi, verifica ipotesi, enunciazione legge, numerose ulteriori prove sperimentali a conferma della legge. Nella fase di verifica sperimentale, si cercano esperimenti che confutano il modello per rafforzare la sua validità. Molto importante è la quantificazione dei dati (dimensioni, intensità, massa, lunghezza).

Teoria atomica

Nel 400 a.C., Democrito e gli Epicurei ipotizzano che la materia sia composta da atomi. La chimica moderna nasce nel 1700 con il metodo scientifico. Nel 1799, il francese Berthollet sostiene che le sostanze chimiche potessero avere composizione variabile (es: leghe metalliche). Louis Proust, invece, sosteneva che le sostanze chimiche fossero a composizione costante negli elementi e formula la legge delle proporzioni definite: quando due elementi reagiscono tra loro per formare un composto, il rapporto tra le loro masse è sempre costante.

Antoine Lavoisier enuncia il principio di conservazione della massa: nelle trasformazioni chimiche, la massa dei reagenti è uguale alla massa dei prodotti. John Dalton enuncia la legge delle proporzioni multiple: se due elementi si combinano per formare un composto, una quantità di uno si combina a una quantità fissa dell'altro, queste differiranno tra loro di fattori che sono in rapporti di numeri interi piccoli (es: 1:1, 2:1).

Sempre Dalton enuncia la teoria atomica nel 1802:

• La materia è costituita da atomi, le particelle ultime, indivisibili e indistruttibili.
• Tutti gli atomi di un elemento sono uguali in tutto e per tutto.
• Atomi di diversi elementi hanno caratteristiche e proprietà differenti.
• Atomi di elementi diversi possono combinarsi in numeri interi piccoli per dare luogo a composti.
• Gli atomi recuperati da un composto scisso, sono inalterati e possono legarsi per riformare lo stesso composto o formarne nuovi.

Capita l'esistenza degli atomi, diventa importante quantificarli, diventa anche importante il peso atomico. Nel 1808, Guy Lussac studia la relazione tra i gas, scoprendo che due gas reagiscono secondo volumi che sono in rapporti di numeri interi piccoli, a pari condizioni di pressione e temperatura. Avogadro ipotizzò che due gas aventi lo stesso volume contenessero lo stesso numero di molecole. Questo studio tornò utile a Cannizzaro nel 1960 per lo studio del peso atomico.

Thomson scopre l'elettrone nel 1904 e che la materia è composta da particelle cariche, tramite l'esperimento a raggio catodico. Un raggio catodico, invisibile, diventa verde dalla fluorescenza del rivestimento in solfuro di zinco, per cui il raggio va dal catodo all'anodo. Questo può essere deviato da un magnete, che ne spiega la sua carica negativa. Per cui formula il modello "a panettone", dove particelle cariche negativamente, gli elettroni, vagano in una sfera omogenea a carica positiva.

Esperimento di Rutherford

L'esperimento di Rutherford: un emettitore di particelle alpha proietta un flusso di elettroni contro un foglietto sottile di oro, e intorno ad esso, un ricevitore che lo circonda in ogni direzione. Ha potuto osservare che in parte gli elettroni superavano il foglio, in parte superavano il foglio ma venivano deviati, e in parte veniva riflessi del tutto. Per riflettere e tornare indietro, significa che questi ultimi incontrano un qualcosa con massa molto superiore. Da qui si comprese che l'atomo è formato da un nucleo, grande circa un fm (10^-15 metri, 100.000 volte più piccolo dell'atomo).

Da questo esperimento ne esce il modello di Rutherford, dove l'atomo è costituito dagli elettroni che orbitano attorno al nucleo carico positivamente, come nel sistema solare. In realtà gli elettroni non hanno una traiettoria precisa, per cui si rappresenta una nube elettronica. Il nucleo è formato anche da neutroni, particelle a carica neutra con massa leggermente superiore al protone.

L'idrogeno è l'atomo più semplice perché ha un elettrone solo. Le proprietà chimiche dipendono per una buona parte dalla carica elettrica del nucleo. L'idrogeno può avere versioni con più neutroni, dette isotopi (atomi con diverso numero di neutroni), e sono prozio, deuterio e trizio, rispettivamente con 0, 1 e 2 neutroni. Il trizio è radioattivo perché il nucleo è sbilanciato —> degradamento.

Ciascun elemento è presente in natura con diversi isotopi, il carbonio per esempio, si trova in ¹²C (il più comune), ¹³C, ¹⁴C (radioattivo).

• Numero atomico: numero di protoni nell'elemento, indicato in basso a sinistra.
• Numero di massa: numero di nucleoni (protoni + neutroni).
• Atomo: più piccola parte di un elemento che ne conserva caratteristiche e proprietà.
• Molecola: aggregato di due o più atomi uniti da legami chimici.
• Peso atomico: massa relativa di un elemento in rapporto a 1/12 di ¹²C.
• Peso molecolare: somma dei pesi atomici degli elementi presenti nella molecola, moltiplicati per i rispettivi coefficienti stechiometrici.

Per lavorare con gli atomi, abbiamo bisogno di quantificarli in qualche modo, ma diventa impossibile contare singolarmente gli atomi. Le dimensioni di un atomo sono di 10^-10 metri [1Å], e in un grammo di idrogeno contiene circa 3*10²³ molecole di H₂. Per questo motivo, si utilizzano quantitativi macroscopici di sostanza, più versatili, contenenti tutti lo stesso numero di atomi. Nel modo seguente si possono combinare più elementi nelle giuste proporzioni. Se per esempio combiniamo O₂ e H e contiamo il numero di molecole di entrambi gli elementi otterremo masse diverse. Facendo il rapporto tra le masse, si evidenzia che non è importante conoscere il numero delle molecole, quello che ci interessa sono le masse relative dei singoli elementi.

La Mole è definita come il numero di unità elementari (atomi) contenuti in 12g esatti di ¹²C.

12(g/mol) = Na * m12C
M(g/mol) = Na * mx

Il peso atomico è numericamente uguale alla massa molare, ovvero la massa di una mole del composto X.

La massa molare è definita come il rapporto tra la massa e il numero di moli, ovvero la quantità di sostanza.

M(g/mol) = m / n

Le formule

Una formula chimica è un modo schematico per indicare un dato composto puro.

• Formula minima o empirica: definisce quali elementi sono presenti nel composto e i rapporti minimi in cui si trovano.
• Formula molecolare: definisce quali elementi, e l'esatto numero di atomi presenti nel composto indicati dal pedice stechiometrico in basso a destra.
• Formula di struttura: fornisce informazioni su come gli atomi sono legati tra loro.
• Formula scheletrica: ci dice la disposizione degli atomi.

È importante sapere non solo come sono fatti i legami, ma anche come sono disposti, perché una molecola con stessa formula molecolare può avere diverse formule di struttura e scheletriche. Due molecole possono avere lo stesso numero di atomi degli stessi elementi, legati allo stesso modo, ma la diversa disposizione di questi può rendere le due molecole differenti, esattamente come mano destra e mano sinistra. Questa proprietà è detta chiralità. Le proprietà chimiche di una molecola dipendono anche dalla sua forma.

Isomeri: molecole con stessa formula molecolare ma diversa struttura.

Stereoisomeri: molecole con stessa formula molecolare e struttura, ma diversa disposizione degli atomi.

Reazioni chimiche

Le reazioni chimiche sono trasformazioni di sostanze (reagenti) in altre sostanze (prodotti), e vengono definite da equazioni chimiche, dove a sinistra troviamo i reagenti e a destra i prodotti. Una reazione chimica deve rispettare il principio di conservazione della massa, ovvero che il numero di atomi dei reagenti deve essere uguale a quello dei prodotti.